Reacciones de óxido-reducción (REDOX)

Las reacciones ácido-base se producen por transferencia de protones entre los reaccionantes, sin embargo, existen algunas reacciones donde las partículas que se transfieren son electrones y/o oxígeno, lo cual produce un cambio en el estado de oxidación de los elementos participantes.

Estas reacciones se caracterizan por producir un potencial eléctrico que puede ser determinado mediante instrumentos adecuados. La mayoría de las reacciones REDOX se producen con generación de energía.

Conceptos de importancia

• Oxidación: es toda transformación química en la que se produce un aumento del número de oxidación. La especie química pierde electrones.
• Reducción: es toda transformación química en la que se produce una disminución del número de oxidación. La especie química gana electrones.

• Agente oxidante: Aquel que produce la oxidación de otro elemento (se reduce).
• Agente reductor: Aquel que produce la reducción de otro elemento (se oxida).

En una reacción redox se produce simultáneamente dos semirreacciones, una semirreacción de oxidación y otra semireacción de reducción. Veamos esto en una pila, la pila de Daniell. Ella está constituida por dos semiceldas separadas, una que contiene una solución de sulfato de zinc y la otra, que contiene una solución de sulfato de cobre. En la primera está inmersa una lámina metálica de zinc, este es el ánodo, y en la segunda una lámina metálica de cobre, este es el cátodo. Ambas láminas están conectadas por un cable que conduce la corriente eléctrica y que lleva un voltímetro interpuesto. Entre las semiceldas se dispone un puente salino de cloruro de potasio que permite que la pila no se polarice por acumulación de cargas de un mismo signo en cada semicelda. El puente salino aporta cloruro para disminuir las cargas positivas ganadas en el ánodo y ión potasio para aumentar las cargas positivas perdidas en el cátodo. En el ánodo se produce la semirreacción de oxidación en que el zinc pierde dos electrones, se oxida aumentando su número de oxidación. Los electrones liberados se dirigen por el cable hacia el ánodo – el voltímetro acusa el paso de electrones – y allí son captados por el cobre más 2 de la solución de sulfato de cobre, el cual se reduce disminuyendo su número de oxidación a cobre cero y depositándose en la lámina metálica como cobre sólido.

En toda pila, el voltaje medido experimentalmente es el resultado de la suma del potencial catódico y el potencial anódico. Por tanto no se puede medir el potencial de un solo electrodo (o semicelda) en forma separada, porque los procesos redox son simultáneos. Por esta razón se ha asignado un valor de hidrógeno a 25o C, 1 atm de presión de H2 y una concentración 1M de H+, que corresponde a la semireacción:

El valor de los potenciales normales o estándar de oxido reducción para otros electrodos en las mismas condiciones, se obtiene por medición experimental del voltaje de una pila donde una de las semirreacciones corresponde al electrodo normal de hidrógeno.

Los potenciales redox nos permiten hacer una estimación de la mayor o menor tendencia de los elementos a ganar o perder electrones. Así, para un elemento dado, un potencial de oxidación alto nos señala una mayor tendencia a la oxidación y un potencial de oxidación bajo nos señala una menor tendencia a la oxidación. En el caso de la pila de Daniell, explicada anteriormente, el zinc tiene un potencial estándar de oxidación igual a + 0,76 volts, mucho mayor que el del cobre, de sólo -0,337 volts. Esto explica que sea el zinc el que se oxide y el cobre el que se reduzca.

Para conocer el valor del potencial estándar de la reacción redox debemos sumar ambas
semirreacciones y si el valor de potencial obtenido es positivo, la reacción es espontánea. Para conocer el valor del potencial redox de una reacción en condiciones no estándar, debemos utilizar la ecuación de Nernst:

Donde E es el potencial de la reacción, E0 el potencial en condiciones estándar, R la constante universal de los gases, T la temperatura absoluta en grados Kelvin, n la cantidad de electrones transferidos en la reacción y F, la constante de Faraday.